La stoechiométrie : calculs chimiques Chapitre 3 La stoechiométrie : calculs chimiques

3.1 La masse moléculaire et la masse d’une entité formulaire La masse moléculaire d’une substance est la somme des masses des atomes de la formule moléculaire de cette substance. Utilisée pour les composés moléculaires (covalents). La masse d’une entité formulaire d’un composé est égale à la somme des masses des ions présents dans une entité formulaire d’un composé ionique. Acide acétique, composé moléculaire NaCl, composé ionique

3.2 La mole et la constante d’Avogadro Une mole (mol) est une quantité de matière correspondant au nombre d’atomes de carbone dans 12 grammes de carbone 12. Ce concept permet de passer des unités de masse atomique aux grammes / mol en utilisant les mêmes chiffres sur le tableau périodique. La constante d’Avogadro est égale à 6,022 137 x 1023 mol-1.

3.4 La composition en pourcentage massique à partir de la formule chimique La composition en pourcentage massique donne la proportion de chaque élément constitutif d’un composé. On peut donc l’exprimer par le nombre de grammes que compte chaque élément par 100g de composé. Ex: % de carbone dans le propane, C3H8. Masse molaire C3H8 = 44,097 g/mol

3.5 La formule chimique d’après la composition en pourcentage massique Formule empirique: formule qui montre les éléments présents dans le composé, avec les indices réduits aux plus petits entiers. Ex: CH2O est la formule empirique de C6H12O6. Une formule moléculaire peut être la formule empirique, ou un muliple entier de celle-ci. Pour obtenir la formule empirique d’un composé à partir de pourcentages massiques, il faut exprimer les rapports entre les constituants en moles.

La formule empirique en 5 étapes (1/5) Convertir les pourcentages massiques de chaque élément en une masse. L’acide acétique est composé de 53,28 % d’oxygène, de 40,00 % de carbone et de 6,72 % d’hydrogène. Si on considère un échantillon de 100,0 g, on a alors 53,28 g de O; 40,00 g de C; 6,72 g de H.

La formule empirique en 5 étapes (2/5) Convertir la masse de chaque élément en moles. O : 53,28g ÷ 15,9994 g/mol = 3,330 mol de O C : 40,00g ÷ 12,011 g/mol = 3,330 mol de C H : 6,72g ÷ 1,00794 g/mol = 6,67 mol de H

La formule empirique en 5 étapes (3/5) Écrire une première formule en utilisant le nombre de moles des divers éléments comme indices. Selon l’étape 2, on obtient la formule : C3,330H6,67O3,330

La formule empirique en 5 étapes (4/5) Transformer en nombres entiers tous les indices en les divisant par le plus petit d’entre eux. On divise donc les indices par 3,330 : Ceci nous donne : CH2O, qui est la formule empirique de l’acide acétique.

La formule empirique en 5 étapes (5/5) Si la formule de l’étape 4 contient encore des indices fractionnaires, multiplier chaque indice par le plus petit entier permettant d’obtenir des indices entiers. Ce n’est pas le cas ici. Toutefois, voir la démarche avec le butane aux pages 94-95 du volume pour plus de détails sur cette étape.

La relation entre la formule moléculaire et la formule empirique La formule empirique n’est pas toujours identique à la formule moléculaire; c’est le cas avec l’acide acétique. Pour établir la formule moléculaire d’un composé, il faut connaître à la fois la masse moléculaire du composé et sa masse établie selon sa formule empirique. Les indices de la formule moléculaire sont donc soit les mêmes que ceux de la formule empirique, soit un multiple de ces derniers.

Pour l’acide acétique… Masse moléculaire : 60 u (2 x 12 u + 2 x 16 u + x 1 u) Masse selon la formule empirique: 30 u (12 u + 16 u + 2 u) Donc, la formule moléculaire de l’acide acétique est 2 X (CH2O) = C2H4O2 , ou CH3COOH lorsque l’on connaît la géométrie de la molécule.

3.7 L’écriture et l’équilibrage d’une équation chimique C(s) + O2(g) → CO2(g) Réactifs Produits (g) = gazeux, (l) = liquide, (s) = solide et (aq) = en solution aqueuse D’autres informations (température, chauffage (D), type de solvant, etc.) peuvent être ajoutées au-dessus de la flèche. Une équation chimique doit être équilibrée. H2(g) + O2(g) → H2O(l) 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)

3.8 L’équivalence stoechiométrique et la stoechiométrie des réactions CO + 2 H2 → CH3OH Une mole de CO réagit avec deux moles d’hydrogène pour donner une mole de méthanol ; c’est l’équivalence stoechiométrique. Ce rapport doit être respecté lors des calculs stoechiométriques. Tableau IRF (initial, réaction, final) CO + 2 H2 → CH3OH I 1 mol 2 mol 0 R - 1 mol - 2 mol + 1 mol F 0 0 1 mol

3.9 Les réactifs limitants En pratique (labo), on fait souvent réagir une quantité limitée d’un réactif avec un excès d’un autre ou d’autres réactif(s). Le réactif en quantité limitée est appelé le réactif limitant, et c’est ce réactif qui déterminera la quantité de produit lors de la réaction. CO + 2 H2 → CH3OH I 0,5 mol 1,5 mol 0 R - 0,5 mol - 1,0 mol + 0,5 mol F 0 0,5 0,5 mol Ici, c’est le CO qui est limitant. Il faut travailler en nombre de moles.

3.10 Les rendements d’une réaction chimique On appelle rendement théorique la quantité de produit d’une réaction calculée à l’aide de la méthode de la section précédente. En pratique, il est très rare que la quantité de produit obtenue corresponde exactement à la quantité calculée. La quantité (masse ou volume) obtenue au laboratoire est appelée le rendement réel de la réaction. On compare alors le rendement réel d’une réaction avec son rendement théorique en calculant le pourcentage de rendement.

Exemple de calcul de rendement CO + 2 H2 → CH3OH I 2 mol 3 mol 0 R - 1,5 mol - 3 mol + 1,5 mol F 0,5 0 1,5 mol Au laboratoire, on a recueilli 59,57 ml de méthanol ; Théoriquement (calcul), on obtient 1,5 mol de méthanol ;